Охарактеризуйте металлы 2 группы периодической системы химических элементов д и менделеева кратко

Обновлено: 05.07.2024

В IA группу (главная подгруппа первой группы) таблицы Менделеева входят металлы — литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Традиционно, данные элементы называют щелочными металлами (ЩМ), так как их простые вещества образуют при взаимодействии с водой едкие щелочи. Последний из известных представителей группы щелочных металлов (Fr) является радиоактивным элементом, в связи с чем его химические свойства изучены недостаточно: период полураспада его наиболее долгоживущего изотопа 223 Fr составляет всего лишь около 22 мин.

Электронные формулы, а также некоторые свойства щелочных металлов представлены в таблице ниже:

Свойство	Li	Na	К	Rb	Cs	Fr
Заряд ядра Z	3	11	19	37	55	87
Электронная конфигурация в основном состоянии	[He]2s1	[Ne]3s1	[Аr]4s1	[Kr]5s1	[Хе]6s1	[Rn]7s1
Металлический радиус r_мет, нм	0,152	0,186	0,227	0,248	0,265	0,270
Ионный радиус r_ион*, нм	0,074	0,102	0,138	0,149	0,170	0,180
Радиус гидратированного иона,r_{ион , нм}	0,340	0,276	0,232	0,228	0,228	—
Энергия ионизации, кДж/моль: I₁ I₂	520,2 7298	495,8 4562	418,8 3052	403,0 2633	375,7 2234	(380) (2100)
Электроотрицательность	0,98	0,93	0,82	0,82	0,79	0,70

При движении вниз по IA группе возрастает радиус атомов металлов (r_мет), что, собственно, характерно для любых элементов всех главных подгрупп. Относительно малое увеличение радиуса при переходе от K к Rb и далее к Cs обусловлено заполнением 3d- и 4d-подуровней соответственно.

Ионные радиусы ЩМ существенно меньше металлических, что связано с потерей единственного валентного электрона. Они также закономерно возрастают от Li + к Cs + . Размеры же гидратированных катионов изменяются в противоположном направлении, что объясняется в рамках простейшей электростатической модели. Наименьший по размеру ион Li + лучше катионов остальных щелочных металлов притягивает к себе полярные молекулы воды, образуя наиболее толстую гидратную оболочку. Исследования показали, что в водном растворе катион лития Li + окружен 26 молекулами воды, из которых только 4 находятся в непосредственном контакте с ионом лития (первой координационной сфере). По этой причине многие соли лития, например, хлорид, перхлорат и сульфат, а также гидроксид выделяются из водных растворов в виде кристаллогидратов. Хлорид LiCl·Н₂O теряет воду при температуре 95 °С, LiOH·Н₂O — при 110°С, а LiClO₄·Н₂O — только при температуре выше 150°С. С увеличением ионного радиуса катиона щелочного металла сила его электростатического взаимодействия с молекулами воды ослабевает, что приводит к снижению толщины гидратной оболочки и, как следствие, радиуса гидратированного иона [М(Н₂O)_n] (где n = 17, 11, 10, 10 для М + = Na + , К + , Rb + , Cs + соответственно).

Внешний энергетический уровень атома ЩМ содержит один единственный электрон, который слабо связан с ядром, о чем говорят низкие значения энергии ионизации I₁. Атомы щелочных металлов легко ионизируются с образованием катионов М + , входящих в состав практически всех химических соединений этих элементов. Значения I₂ для всех щелочных металлов настолько высоки, что в реально осуществимых условиях ион М 2+ не образуется. Электроотрицательность щелочных элементов мала, их соединения с наиболее электроотрицательными элементами (хлор, кислород, азот)имеют ионное строение, как минимум в кристаллическом состоянии.

Маленький радиус иона Li + и высокая плотность заряда, являются причиной того, что соединения лития оказываются схожими по свойствам аналогичным соединениям магния (диагональное сходство) и в то же время отличаются от соединений остальных ЩМ.

Элементы IIA группы

Электронная конфигурация и некоторые свойства элементов второй группы приведены в таблице ниже:

Свойство	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
Заряд ядра Z	4	12	20	38	56	88
Электронная конфигурация в основном состоянии	[He]2s 2	[Ne]3s 2	[Ar]4s 2	[Kr]5s 2	[Xe]6s 2	[Rn]7s 2
Металлический радиус r_мет, нм	0,112	0,160	0,197	0,215	0,217	0,223
Ионный радиус r_ион*, нм	0,027	0,72	0,100	0,126	0,142	0,148
Энергия ионизации, кДж/моль:

По электронному строению атомов элементы второй группы близки щелочным металлам. Они имеют конфигурацию благородного газа, дополненную двумя s-электронами на внешнем уровне. В то же время от элементов первой группы они отличаются более высокими значениями энергии ионизации, убывающими в ряду Ве—Мg—Са—Sr— Ва. Эта тенденция нарушается при переходе от бария к радию: повышениe П и І, для Rа по сравнению с Ва объясняется эффектом инертной 6s 2 -пары.

Следует отметить, что в то время как для щелочных металлов характерна значительная разница между I₁ и I₂ для элементов второй группы подобный скачок наблюдается между I₂ и I₃. Именно поэтому щелочные металлы в сложных веществах проявляют только степень окисления +1, а элементы второй группы +2. Наличие единственной положительной степени окисления и невозможность восстановления ионов M 2+ в водной среде придает большое сходство всем металлам s-блока.

Изменение свойств по группе следует общим закономерностям, рассмотренным на примере щелочных металлов. Элемент второго периода бериллий, подобно элементу первой группы литию, значительно отличается по своим свойствам от других элементов второй группы. Так, ион Be 2+ благодаря чрезвычайно малому ионному радиусу (0,027 нм), высокой плотности заряда, большим значениям энергий атомизации и ионизации оказывается устойчивым лишь в газовой фазе при высоких температурах. Поэтому химическая связь в бинарных соединениях бериллия даже с наиболее электроотрицательными элементами (кислород, фтором) обладает высокой долей ковалентности. Химия водных растворов бериллия также имеет свою специфику: в первой координационной сфере бериллия могут находиться лишь четыре лиганда ([Be(H₂O)₄] 2+ , (Bе(OH)₄] — ), что связано с малым ионным радиусом металла и отсутствием d-орбиталей.

Щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ва, Ra) образуют единое семейство элементов, в пределах которого некоторые свойства (энергия гидратации, растворимость и термическая устойчивость солей) меняются монотонно с увеличением ионного радиуса, а многие их соединения являются изоморфными.

Элементы IIIA группы

Элементы IIIA группы: бор В, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl — имеют мало стабильных изотопов, что характерно для атомов с нечетными порядковыми номерами. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня в основном состоянии ns 2 nр 1 характеризуется наличием одного неспаренного электрона. В возбужденном состоянии элементы IIIA группы содержат три неспаренных электрона, которые, находясь в sp 2 -гибридизации, принимают участие в образовании трех ковалентных связей. При этом у атомов остается одна незанятая орбиталь. Поэтому многие ковалентные соединения элементов IIIA группы являются акцепторами электронной пары (кислоты Льюиса), т.е. могут образовывать четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, создавая которую, они изменяют геометрию своего окружения — она из плоской становится тетраэдрической (состояние sp 3 -гибридизации). Бор сильно отличается по свойствам от других элементов IIIA группы. Он является единственным неметаллом, химически инертен и образует ковалентные связи со фтором, азотом, углеродом и т.д. Химия бора более близка химии кремния, в этом проявляется Диагональное сходство. У атомов алюминия и его тяжелых аналогов появляются вакантные d-орбитали, возрастает радиус атома. Галлий, индий и таллий расположены в Периодической системе сразу за металлами d-блока, поэтому их часто называют постпереходными элементами. Заполнение d-оболочки сопровождается последовательным сжатием атомов, в 3d-pяду оно оказывается настолько сильным, что нивелирует возрастание радиуса при появлении четвертого энергетического уровня. В результате d-сжатия ионные радиусы алюминия и галлия близки, а атомный радиус галлия даже меньше, чем алюминия.

Для таллия, свинца, висмута и полония наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +1, +2, +3, +4 соответственно.

Свойство	B	Al	Ga	In	Tl
Заряд ядра Z	5	13	31	49	81
Электронная конфигурация в основном состоянии	[He]2s 2 2p 1	[Ne]3s 2 3p 1	[Ar]3d 10 4s 2 4p 1	[Kr]4d 10 5s 2 5p 1	[Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 1
Атомный радиус, нм	0,083	0,143	0,122	0,163	0,170
Энергия ионизации, кДж/моль: I₁ I₂ I₃	801 2427 3660	577 1817 2745	579 1979 2963	558 1821 2704	589 1971 2878
Электроотрицательность	2,04	1,61	1,81	1,78	2,04

Для соединений элементов IIIA группы наиболее характерна степень окисления +3. В ряду бор-алюминий-галлий-индий-таллий устойчивость таких соединений уменьшается, а устойчивость соединений со степенью окисления +1, напротив, увеличивается. Энергия связи М—Hal в галогенидах последних при переходе от легких к более тяжелым элементам М уменьшаются, амфотерные свойства оксидов и гидроксидов смещаются в сторону большей основности, склонность катионов к гидролизу (взаимодействию с водой) ослабевает.

Химия индия и особенно галлия вообще очень близка химии алюминия. Соединения этих металлов в низших степенях окисления (Ga₂O, Ga₂S, InCl и др.) в водных растворах диспропорционируют. Для таллия состояние +1, напротив, является наиболее устойчивым из-за инертности электронной пары 6s 2 .

Общая характеристика некоторых элементов
в связи с их положением в Периодической системе

Элемент ЕГЭ: 1.2.2. Общая характеристика металлов IA-IIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов. 1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)… 1.2.4. Общая характеристика неметаллов IVA-VIIA групп…

1.2.2. Общая характеристика металлов IA-IIIA групп …

Все элементы IА–IIIА-групп Периодической системы относят к металлам (кроме бора). На внешнем энергетическом уровне эти элементы имеют не более трех электронов, что соответствует номеру группы, в которой они расположены.

Металлы IA-группы называют щелочными, так как при взаимодействии с водой они образуют щелочи. Металлы IIА-группы, за исключением бериллия и магния, называют щелочноземельными.

I группа, главная подгруппа —
щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий, цезий).

I группа, главная подгруппа — щелочные металлы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий. С увеличением порядкового номера в ПСХЭ растет радиус атома, усиливаются восстановительная способность и химическая активность, металлические свойства, основный характер оксидов и гидроксидов.

II группа, главная подгруппа —
щёлочноземельные металлы (кальций, стронций, барий, радий)

II группа, главная подгруппа — щёлочноземельные металлы: кальций, стронций, барий, радий. С увеличением порядкового номера в ПСХЭ растет радиус атома, усиливаются восстановительная способность и химическая активность, металлические свойства, оснОвный характер оксидов и гидроксидов.

Элементы III группы главной подгруппы
(бор, алюминий, галлий, индий, таллий)

Элементы III группы главной подгруппы: бор, алюминий, галлий, индий, таллий. С увеличением порядкового номера в ПСХЭ растет радиус атома, усиливаются металлические свойства. В — неметалл, Аl — переходный элемент, Ga, In, Тl — металлы.

1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) …

Понятие переходный элемент относится к d-элементам, занимающим переходное положение между s- и p-элементами. Они расположены в побочных подгруппах (группах IБ-VIIIБ). Все d-элементы являются металлами, валентные электроны которых расположены на ns- и (n–1)d-подуровнях, т.е. они имеют электронную конфигурацию: (n–1)d 1–10 ns 1–2 .

Общая характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа):

Находятся в побочных подгруппах периодической системы.
Валентные электроны расположены на внешних уровнях (s-электроны) и на предвнешних уровнях (d-электроны).
Элементы — металлы.
Для элементов, за исключением цинка, характерны переменные степени окисления.
Соединения проявляют различные кислотно-основные свойства.
С возрастанием степени окисления элемента в оксиде и гидроксиде кислотные свойства последних усиливаются.

Медь — I группа побочной подгруппы

Цинк — II группа побочной подгруппы

Хром — VI группа побочной подгруппы

Железо — VIII группа побочной подгруппы

1.2.4. Общая характеристика неметаллов IVA-VIIA групп …

Неметаллы занимают главные подгруппы IV–VIII-групп (или группы с IVA по VIIIA). Атомы неметаллов на внешнем энергетическом уровне могут содержать от 4 до 8 электронов. Исключение составляют: водород — 1 электрон, гелий — 2 электрона, бор — 3 электрона. У атомов неметаллов, как правило, происходит заполнение р-подуровня.

Элементы VIIA-группы носят название галогены, а элементы VIA-группы — халькогены.

Элементы IV группы главной подгруппы
(углерод, кремний, германий, олово, свинец)

Элементы IV группы главной подгруппы: углерод, кремний, германий, олово, свинец. С увеличением порядкового номера в ПСХЭ растет радиус атома, усиливаются, металлические и восстановительные свойства. С, Si, Ge, Sn — переходные элементы, Pb — металл.

Элементы V группы главной подгруппы
(азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут)

Элементы V группы главной подгруппы: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут. С увеличением порядкового номера в ПСХЭ растет радиус атома, усиливаются металлические и восстановительные свойства. У азота также возможны степени окисления +1; +2; +4.

Элементы VI группы главной подгруппы
(кислород, сера, селен, теллур, полоний)

Элементы VI группы главной подгруппы: кислород, сера, селен, теллур, полоний. С уменьшением порядкового номера в ПСХЭ усиливаются: неметаллические свойства, электроотрицательность, устойчивость соединений с водородом.

Элементы VII группы главной подгруппы —
галогены (фтор, хлор, бром, йод, астат)

Элементы VII группы главной подгруппы — галогены: фтор, хлор, бром, йод, астат. С уменьшением порядкового номера в ПСХЭ усиливаются: неметаллические свойства, электроотрицательность, устойчивость соединений с водородом.

На этом уроке рассматривается положение химических элементов металлов в Периодической системе, а также особенности строения атомов этих элементов, определяющие свойства простых и сложных веществ. Вы узнаете, почему химических элементов металлов значительно больше, чем неметаллов.

Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Металлы характеризуют по их положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ или ПС), строению атома. Простые вещества-металлы, их сплавы подразделяют на легкие и тяжелые, тугоплавкие и легкоплавкие, выделяют благородные, описывают отношение к электрическому току.

Общая характеристика металлов

Периодическая система — совокупность горизонтальных рядов и вертикальных столбцов. Последние включают в себя подгруппы А (главные) и В (побочные). Элементы подгрупп расположены друг под другом, они похожи по строению и свойствам. Типичные металлы относятся к первым трем А-группам.

Рис. 1. Периодическая система

Мысленно проведем диагональ в ПС: сверху от лития и бериллия вниз — к астату (Рисунок 1). Слева внизу окажутся элементы-металлы, справа вверху расположены неметаллы. Чем левее и ниже, тем сильнее металлические свойства. По направлению вверх и вправо усиливается неметаллический характер элементов. Вблизи воображаемой линии расположены металлоиды, сочетающие свойства двух классов элементов. Их соединения также обладают двойственным характером.

В атомах химических элементов первых трех А-групп расположены 1–3 электрона на внешнем (валентном) энергетическом уровне. До его заполнения не хватает 7–5 электронов. Таким частицам легче отдать валентные электроны, чем присоединить недостающие. При этом образуются ионы с зарядами от +1 до +3 (одно-трехзарядные катионы). Типичные валентности металлов — от I(+) до III(+), степени окисления — от + до 3 + . Металлы В-групп могут отдавать электроны предвнешнего уровня. Валентности, степени окисления и заряды ионов в этом случае возрастают.

Радиусы металлов сравнительно большие, что тоже объясняет слабую связь внешних электронов с ядром. Закономерное возрастание радиусов наблюдается в группах сверху вниз. Также в этом направлении усиливаются металлические (восстановительные) свойства. Слева направо в периодах металлические свойства ослабевают, а неметаллические — усиливаются.

Низкие значения относительной электроотрицательности, малое сродство к электрону — еще одна общая черта металлов. В целом, это сильные восстановители, для которых нехарактерны окислительные свойства. В химических реакциях атомы металлических элементов легко отдают внешние электроны окислителям, при этом приобретают электронное строение инертного газа из предыдущего периода.

Сходством электронного строения обусловлены физические свойства металлов. (Рис. 2).

Рис. 2. Связь положения металлов со строением и свойствами

Рис. 3. Ряд активности металлов

Слева направо в ЭХРН восстановительная активность металлы, а именно способность отдавать электрон, снижается.

Металлы реагируют с кислородом с получением оксидом. С водородом образуют гидриды (только металлы IА и IIА групп), с серой — сульфиды. Металлы вступают в химические реакции с галогенами и азотом.

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой с образованием растворимых оснований. В реакции выделяется водород, который нередко вспыхивает из-за выделения тепла в результате взаимодействия веществ.

Металлы, расположенные в ЭХРН до водорода, вытесняют Н2 из растворов кислот. Металлы после водорода — менее активные. Медь, ртуть, золото, серебро и платина не взаимодействуют с кислотами с вытеснением Н2.

Более активные металлы могут вытеснять металлы, расположены в ЭХРН правее, из растворов солей. Это и другие свойства широко используются для получения металлов, их важнейших соединений.

Характеристика металлов IA группы

Общая характеристика по положению в ПС и строению атома:

Щелочные металлы образуют соединения с ионной кристаллической решеткой с галогенами, кислородом и азотом.

Простые вещества химически очень активны: взаимодействуют с водой со взрывом, загораются на воздухе. Щелочные металлы хранят в лабораториях в запаянных ампулах, или в банках под слоем жидкости, не содержащей воду.

Ионы существенно отличаются по свойствам от атомов. Натрий, калий в виде однозарядных катионов являются макроэлементами, необходимыми для живых организмов.

Характеристика металлов IIA группы

Элементы IIA группы — Ве, Mg, Са, Sr, Ва, Ra. Радий — радиоактивный элемент. Электронное строение атомов IА и IIА групп имеет много общего. Повторяется конфигурация энергетических уровней инертного газа из предыдущего периода, дополненная двумя s-электронами на последнем уровне. Например, электронная конфигурация Са (Ar)4s 2 .

Радиус атомов возрастает сверху вниз от 0,112 у бериллия до 215 нм у стронция. Электроотрицательность выше, чем у щелочных металлов. ЭО бериллия — 1,57, магния — 1,31, кальция — 1, стронция — 0,95. Щелочноземельные металлы проявляют валентность II(+), степень окисления +2. Образуют двухзарядные катионы, например, Са 2+ .

Все щелочноземельные металлы при комнатной температуре — твердые вещества. Цвет серый или темно-серый, блеск металлический. Стронций режется ножом, кальций с трудом, магний твердый.

Общие признаки:

относятся к s-элементам;
на внешнем электронном слое по 1 и по 2 электрона;
в свободном состоянии в периоде не встречаются;
все металлы серебристо-белого цвета;
имеют низкие температуры кипения и плавления

Внутри групп существуют различия в химических свойствах. Например, бериллий и магний больше напоминают алюминий, отличаются от кальция и бария. Щелочноземельные металлы в химических реакциях с окислителями легко отдают валентные электроны и превращаются в двухзарядные катионы. Химическая активность повышается от бериллия к радию.

Характеристика металлов IIIA группы

Представители —В, Al, Ga, In, Tl. Бор в этой подгруппе — единственный неметалл. Заряд ядер атомов возрастает от 5 у бора до 81 у таллия. Атомный радиус в том же порядке увеличивается с 0,091 до 0,171 нм. Электроотрицательность снижается с 2,04 до 1,44.

Схема 1. Характеристика IIIA группы

Простые вещества имеют металлический блеск, серебристо-белый цвет. Они относительно легкоплавкие и мягкие. Лист или проволока из алюминия легко сгибаются, а индий — один из самых мягких металлов. Талий не только мягкий, но и твердеет при низкой температуре около –60°С.

Эка-таллий или нихоний — относительно недавно открытый, еще недостаточно изученный элемент IIIA группы.

Свойства галлия и индия близки к химии алюминия. Причина — одинаковое строение внешнего энергетического уровня. Алюминий имеет высокие тепло- и электропроводность.

Общие свойства металлов IА–IIIА групп ПС обусловлены сходством в электронном строении внешних электронных оболочек. Радиусы атомов и свойства закономерно изменяются. Более сильные металлические элементы — последние представители в группах. Самые сильные металлы относятся к IА группе. К IIIА группе металлические свойства ослабевают.

Читайте также: